Metalele ocupă colțul din stânga jos al tabelului periodic. Metalele aparțin familiilor elementelor s, elementelor d, elementelor f și elementelor parțial p.

Cea mai tipică proprietate a metalelor este capacitatea lor de a renunța la electroni și de a deveni ioni încărcați pozitiv. Mai mult, metalele pot prezenta doar o stare de oxidare pozitivă.

Me - ne = Me n +

1. Interacțiunea metalelor cu nemetale.

A ) Interacțiunea metalelor cu hidrogenul.

Metalele alcaline și alcalino-pământoase reacţionează direct cu hidrogenul, formând hidruri.

De exemplu:

Ca + H2 = CaH2

Se formează compuși nestoichiometrici cu o structură cristalină ionică.

b) Interacţiunea metalelor cu oxigenul.

Toate metalele cu excepția Au, Ag, Pt sunt oxidate de oxigenul atmosferic.

Exemplu:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroxid)

4K + O 2 = 2K 2 O

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

c) Interacţiunea metalelor cu halogenii.

Toate metalele reacţionează cu halogenii formând halogenuri.

Exemplu:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Aceștia sunt în principal compuși ionici: MeHal n

d) Interacțiunea metalelor cu azotul.

Metalele alcaline și alcalino-pământoase interacționează cu azotul.

Exemplu:

3Ca + N2 = Ca3N2

Mg + N2 = Mg3N2 - nitrură.

e) Interacțiunea metalelor cu carbonul.

Compuși ai metalelor și carbonului - carburi. Ele se formează prin interacțiunea topiturii cu carbonul. Metalele active formează compuși stoichiometrici cu carbon:

4Al + 3C = Al4C3

Metalele - elementele d formează compuși cu compoziție nestoichiometrică precum soluțiile solide: WC, ZnC, TiC - sunt folosite pentru a produce oțeluri superdure.

2. Interacțiunea metalelor cu apa.

Metalele care au un potenţial mai negativ decât potenţialul redox al apei reacţionează cu apa.

Metalele active reacţionează mai activ cu apa, descompunând apa şi eliberând hidrogen.

Na + 2H2O = H2 + 2NaOH

Metalele mai puțin active descompun lent apa și procesul este încetinit din cauza formării de substanțe insolubile.

3. Interacțiunea metalelor cu soluțiile sărate.

O astfel de reacție este posibilă dacă metalul care reacționează este mai activ decât cel din sare:

Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 V., = + 0,34 V.

Un metal care are un potențial electrod standard mai negativ sau mai puțin pozitiv înlocuiește un alt metal din soluția sării sale.

4. Interacțiunea metalelor cu soluțiile alcaline.

Metalele care produc hidroxizi amfoteri sau au stări de oxidare ridicate în prezența agenților oxidanți puternici pot reacționa cu alcalii. Când metalele interacționează cu soluțiile alcaline, agentul de oxidare este apa.

Exemplu:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- oxidare

Zn 0 - agent reducător

1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - reducere

H2O - agent de oxidare

Zn + 4OH - + 2H2O = 2- + 2OH - + H2

Metalele cu stări de oxidare ridicate pot interacționa cu alcalii în timpul fuziunii:

4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O

5. Interacțiunea metalelor cu acizii.

Acestea sunt reacții complexe; produsele de reacție depind de activitatea metalului, de tipul și concentrația acidului și de temperatură.

Pe baza activității, metalele sunt împărțite în mod convențional în activitate activă, activitate medie și activitate scăzută.

Acizii sunt împărțiți în mod convențional în două grupe:

Grupa I - acizi cu capacitate de oxidare scăzută: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (diluat), H 3 PO 4, H 2 S, agentul de oxidare aici este H +. Când interacționează cu metalele, se eliberează oxigen (H 2 ). Metalele cu un potenţial negativ al electrodului reacţionează cu acizii din primul grup.

Grupa II - acizi cu capacitate de oxidare mare: H 2 SO 4 (conc.), HNO 3 (diluat), HNO 3 (conc.). În acești acizi, agenții de oxidare sunt anionii acizi: . Produsele reducerii anionice pot fi foarte diverse și depind de activitatea metalului.

H 2 S - cu metale active

H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - cu metale de activitate medie

SO 2 - cu metale slab active

NH 3 (NH 4 NO 3) - cu metale active

HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - cu metale cu activitate medie

NO - cu metale slab active

HNO 3 (conc.) - NO 2 - cu metale de orice activitate.

Dacă metalele au valență variabilă, atunci cu acizii din grupa I metalele capătă o stare de oxidare pozitivă mai mică: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Când interacționează cu acizii din grupa II, starea de oxidare este +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, iar hidrogenul nu este niciodată eliberat.

Unele metale (Fe, Cr, Al, Ti, Ni etc.) în soluții de acizi tari, atunci când sunt oxidate, devin acoperite cu o peliculă densă de oxid, care protejează metalul de dizolvarea ulterioară (pasivare), dar atunci când este încălzit, oxidul filmul se dizolvă și reacția continuă.

Metalele ușor solubile cu un potențial de electrod pozitiv se pot dizolva în acizii din grupa I în prezența agenților oxidanți puternici.

INTERACȚIA METALELOR CU NEMETALELE

Nemetalele prezintă proprietăți oxidante în reacțiile cu metalele, acceptând electroni de la ele și fiind reduse.

Interacțiunea cu halogenii

Halogeni (F2, CI2, Br2, I2 ) sunt agenți oxidanți puternici, prin urmare toate metalele reacționează cu ei în condiții normale:

2 Eu + n Hal 2 → 2 MeHal n

Produsul acestei reacții este o sare - o halogenură de metal ( MeF n-fluorura, MeCl n-clorura, MeBr n-bromura, MeI n -iodură). Când interacționează cu un metal, halogenul este redus la cea mai scăzută stare de oxidare (-1) șinegală cu starea de oxidare a metalului.

Viteza de reacție depinde de activitatea chimică a metalului și a halogenului. Activitatea oxidativă a halogenilor scade în grup de sus în jos (de la F la I).

Interacțiunea cu oxigenul

Aproape toate metalele sunt oxidate de oxigen (cu excepția Ag, Au, Pt ), și se formează oxizi Eu 2 O n .

Metale active În condiții normale, ele interacționează ușor cu oxigenul din aer.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (cu flash)

Metale cu activitate intermediară reacţionează şi cu oxigenul la temperaturi obişnuite. Dar viteza unei astfel de reacții este semnificativ mai mică decât cu participarea metalelor active.

Metale slab active oxidat de oxigen la încălzire (combustie în oxigen).

Oxizi Metalele pot fi împărțite în trei grupe în funcție de proprietățile lor chimice:

1. Oxizii bazici ( Na2O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O etc.) sunt formate din metale în stări scăzute de oxidare (+1, +2, de obicei sub +4). Oxizii bazici reacţionează cu oxizii acizi şi acizii pentru a forma săruri:

CaO + CO 2 → CaCO 3

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

2. Oxizi acizi ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 etc.) sunt formate din metale în stări de oxidare ridicate (de obicei peste +4). Oxizii acizi reacţionează cu oxizii bazici şi bazele pentru a forma săruri:

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

3. Oxizi amfoteri ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 etc.) au o natură duală și pot interacționa atât cu acizii, cât și cu bazele:

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O

Cr2O3 + 6NaOH → 2Na3

Interacțiunea cu sulful

Toate metalele reacţionează cu sulful (cu excepţia Au ), formând săruri - sulfuri Me 2 S n . În acest caz, sulful este redus la starea de oxidare „-2”. platină ( Pt ) interacționează cu sulful numai în stare mărunțită fin. Metalele alcaline, precum și Ca și Mg reacţionează exploziv cu sulful când este încălzit. Zn, Al (pulbere) și Mg în reacţie cu sulful dau o fulgerare. De la stânga la dreapta în seria de activități, rata de interacțiune a metalelor cu sulful scade.

Interacțiunea cu hidrogenul

Unele metale active formează compuși cu hidrogen - hidruri:

2 Na + H2 → 2 NaH

În acești compuși, hidrogenul se află într-o stare de oxidare rară de „-1”.

E.A. Nudnova, M.V. Andriuhova

Scopul lucrării: familiarizați-vă practic cu proprietățile chimice caracteristice ale metalelor de diferite activități și compușii acestora; studiază caracteristicile metalelor cu proprietăți amfotere. Reacțiile redox sunt egalizate folosind metoda echilibrului electron-ion.

Partea teoretică

Proprietățile fizice ale metalelor. În condiții normale, toate metalele, cu excepția mercurului, sunt substanțe solide care diferă puternic în gradul de duritate. Metalele, fiind conductoare de primul fel, au o conductivitate electrică și termică ridicată. Aceste proprietăți sunt asociate cu structura rețelei cristaline, în nodurile căreia se află ioni metalici, între care se mișcă electronii liberi. Transferul de energie electrică și căldură are loc datorită mișcării acestor electroni.

Proprietățile chimice ale metalelor . Toate metalele sunt agenți reducători, adică În timpul reacțiilor chimice, ei pierd electroni și devin ioni încărcați pozitiv. Ca urmare, majoritatea metalelor reacţionează cu agenţi oxidanţi tipici, cum ar fi oxigenul, formând oxizi, care în cele mai multe cazuri acoperă suprafaţa metalelor într-un strat dens.

Mg° +O 2 °=2Mg +2 O- 2

Mg-2=Mg +2

DESPRE 2 +4 =2О -2

Activitatea reducătoare a metalelor în soluții depinde de poziția metalului în seria tensiunii sau de valoarea potențialului de electrod al metalului (tabel) Cu cât este mai mic potențialul de electrod al unui metal dat, cu atât este mai activ un agent reducător este. Toate metalele pot fi împărțite în 3 grupe :

Metale active – de la începutul seriei de stres (adică de la Li) până la Mg;

Metale cu activitate intermediară de la Mg la H;

Metale slab active – de la H până la capătul seriei de tensiuni (la Au).

Metalele din grupa 1 interacționează cu apa (aceasta include în principal metale alcaline și alcalino-pământoase); Produșii de reacție sunt hidroxizi ai metalelor corespunzătoare și hidrogen, de exemplu:

2К°+2Н 2 O=2KOH+H 2 DESPRE

K°-=K + | 2

2H + +2 =H 2 0 | 1

Interacțiunea metalelor cu acizii

Toți acizii fără oxigen (HCl clorhidric, HBr bromhidric etc.), precum și unii acizi care conțin oxigen (acid sulfuric diluat H 2 SO 4, acid fosforic H 3 PO 4, acid acetic CH 3 COOH etc.) reacționează cu grupele de metale 1 și 2 care stau în seria de tensiune până la hidrogen. În acest caz, se formează sarea corespunzătoare și se eliberează hidrogen:

Zn+ H 2 ASA DE 4 = ZnSO 4 + H 2

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2H + +2 =H 2 ° | 1

Acidul sulfuric concentrat oxidează metalele din grupele 1, 2 și parțial 3 (până la Ag inclusiv) în timp ce este redus la SO 2 - un gaz incolor cu miros înțepător, sulf liber precipitat sub formă de precipitat alb sau hidrogen sulfurat H 2 S - un gaz cu un miros de ouă putred Cu cât metalul este mai activ, cu atât sulful este mai redus, de exemplu:

| 1

| 8

Acidul azotic de orice concentrație oxidează aproape toate metalele, ducând la formarea de azotat din metalul corespunzător, apă și produsul de reducere N +5 (NO 2 - gaz maro cu miros înțepător, NO - gaz incolor cu miros înțepător, N 2 O - gaz cu miros narcotic, N 2 este un gaz inodor, NH 4 NO 3 este o soluție incoloră). Cu cât metalul este mai activ și cu cât acidul este mai diluat, cu atât mai mult azot este redus în acid azotic.

Reacționează cu alcalii amfoter metale aparținând în principal grupei 2 (Zn, Be, Al, Sn, Pb etc.). Reacția are loc prin topirea metalelor cu alcalii:

Pb+2 NaOH= N / A 2 PbO 2 +H 2

Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1

2H + +2 =H 2 ° | 1

sau atunci când interacționează cu o soluție alcalină puternică:

Fi + 2NaOH + 2H 2 DESPRE = N / A 2 +H 2

Fii°-2=Fii +2 | 1

Metalele amfoterice formează oxizi amfoteri și, în consecință, hidroxizi amfoteri (reacționând cu acizi și alcalii pentru a forma săruri și apă), de exemplu:

sau sub formă ionică:

sau sub formă ionică:

Partea practică

Experiența nr. 1.Interacțiunea metalelor cu apa .

Luați o bucată mică de metal alcalin sau alcalino-pământos (sodiu, potasiu, litiu, calciu), care este depozitată într-un borcan cu kerosen, uscați-o bine cu hârtie de filtru și adăugați-o într-o cană de porțelan umplută cu apă. La sfârșitul experimentului, adăugați câteva picături de fenolftaleină și determinați mediul soluției rezultate.

Când magneziul reacționează cu apa, încălziți tubul de reacție pentru ceva timp pe o lampă cu alcool.

Experiența nr. 2.Interacțiunea metalelor cu acizii diluați .

Se toarnă 20 - 25 de picături de soluție 2N de acizi clorhidric, sulfuric și azotic în trei eprubete. Aruncați metale sub formă de fire, bucăți sau așchii în fiecare eprubetă. Observați fenomenele care au loc. Încălzește eprubetele în care nu se întâmplă nimic într-o lampă cu alcool până începe reacția. Mirosiți cu atenție eprubeta care conține acid azotic pentru a determina gazul eliberat.

Experiența nr. 3.Interacțiunea metalelor cu acizii concentrați .

Turnați 20 - 25 de picături de acizi concentrați azotic și sulfuric (atenție!) în două eprubete, coborâți metalul în ele și observați ce se întâmplă. Dacă este necesar, eprubetele pot fi încălzite într-o lampă cu alcool înainte de a începe reacția. Pentru a determina gazele eliberate, adulmecați cu atenție tuburile.

Experimentul nr. 4.Interacțiunea metalelor cu alcalii .

Se toarnă 20 - 30 de picături dintr-o soluție alcalină concentrată (KOH sau NaOH) într-o eprubetă și se adaugă metalul. Se încălzește ușor eprubeta. Observați ce se întâmplă.

Experienţă№5. Chitanță si proprietati hidroxizi metalici.

Se toarnă 15-20 de picături de sare din metalul corespunzător într-o eprubetă, se adaugă alcali până se formează un precipitat. Împărțiți sedimentul în două părți. Se toarnă o soluție de acid clorhidric într-o parte și o soluție alcalină în cealaltă. Notați observațiile, scrieți ecuații în forme moleculare, ionice complete și ionice scurte și trageți concluzii despre natura hidroxidului rezultat.

Proiectarea lucrării și concluzii

Scrieți ecuațiile de echilibru electron-ion pentru reacțiile redox, scrieți reacțiile de schimb ionic în forme moleculare și ion-moleculare.

În concluziile tale, scrie cărei grupe de activitate (1, 2 sau 3) aparține metalul pe care l-ai studiat și ce proprietăți - bazice sau amfoter - prezintă hidroxidul său. Justificați-vă concluziile.

Lucrare de laborator nr 11

Proprietăți de restaurare- acestea sunt principalele proprietăți chimice caracteristice tuturor metalelor. Ele se manifestă prin interacțiune cu o mare varietate de agenți oxidanți, inclusiv agenți oxidanți din mediu. În general, interacțiunea unui metal cu agenții de oxidare poate fi exprimată prin următoarea schemă:

Me + Agent oxidant" Pe mine(+X),

Unde (+X) este starea de oxidare pozitivă a lui Me.

Exemple de oxidare a metalelor.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Atomii de oxigen pot forma două tipuri de molecule: O 2 - oxigen și O 3 - ozon.

Fenomenul existenței mai multor substanțe simple formate din atomi ai unui element chimic se numește alotropie. Și substanțele simple formate dintr-un element se numesc modificări alotropice.

În consecință, ozonul și oxigenul sunt modificări alotrope ale elementului Oxigen.

Proprietățile chimice ale oxigenului și ozonului

Interacțiunea oxigenului cu metalele

Oxigenul molecular este un agent oxidant destul de puternic. Oxidează aproape toate metalele (cu excepția aurului și a platinei). Multe metale se oxidează lent în aer, dar într-o atmosferă de oxigen pur ard foarte repede, formând un oxid:

Cu toate acestea, atunci când unele metale ard, ele nu formează oxizi, ci peroxizi (în astfel de compuși starea de oxidare a oxigenului este -1) sau superoxizi (starea de oxidare a atomului de oxigen este fracționată). Exemple de astfel de metale sunt bariu, sodiu și potasiu:

Interacțiunea oxigenului cu nemetale

Oxigenul prezintă o stare de oxidare de -2 în compușii care se formează cu toate nemetalele, cu excepția fluorului, heliului, neonului și argonului. Când sunt încălzite, moleculele de oxigen interacționează direct cu toate nemetalele, cu excepția halogenilor și a gazelor inerte. Într-o atmosferă de oxigen, fosforul se aprinde spontan și alte nemetale:

Când oxigenul interacționează cu fluorul, se formează fluorura de oxigen și nu oxidul de fluor, deoarece atomul de fluor are o electronegativitate mai mare decât atomul de oxigen. Fluorura de oxigen este un gaz galben pal. Este folosit ca fiind foarte puternicagent oxidant și agent fluorovalent. În acest compus, starea de oxidare a oxigenului este +2.

Într-un exces de fluor, se poate forma difluorura de dioxigen, în care starea de oxidare a oxigenului este +1. Structura unei astfel de molecule este similară cu molecula de peroxid de hidrogen.

Aplicarea oxigenului și a ozonului. Sens strat de ozon

Oxigenul este folosit de toate viețuitoarele aerobe pentru respirație. În timpul fotosintezei, plantele eliberează oxigen și absorb dioxid de carbon.

Oxigenul molecular este folosit pentru așa-numita intensificare, adică accelerarea proceselor oxidative în industria metalurgică. Oxigenul este, de asemenea, folosit pentru a produce o flacără la temperatură ridicată. Când acetilena (C 2 H 2) arde în oxigen, temperatura flăcării atinge 3500 ° C. În medicină, oxigenul este folosit pentru a facilita respirația pacienților. Este, de asemenea, utilizat în aparatele de respirație pentru persoanele care lucrează în atmosfere greu de respirat. Oxigenul lichid este folosit ca oxidant de combustibil pentru rachete.

Ozonul este folosit în practica de laborator ca agent oxidant foarte puternic. În industrie, este folosit pentru dezinfectarea apei, deoarece are un puternic efect oxidant care distruge diferite microorganisme.

Peroxizii, superoxizii și ozonidele metalelor alcaline sunt utilizați pentru regenerarea oxigenului în nave spațiale și submarine. Această aplicație se bazează pe reacția acestor substanțe cu dioxidul de carbon CO 2.

În natură, ozonul se găsește în straturile înalte ale atmosferei la o altitudine de aproximativ 20-25 km, în așa-numitul strat de ozon, care protejează Pământul de radiațiile solare dure. O scădere a concentrației de ozon în stratosferă chiar și cu 1 poate duce la consecințe grave, cum ar fi o creștere a numărului de cancere de piele la oameni și animale, o creștere a numărului de boli asociate cu suprimarea sistemului imunitar uman, o încetinire. în creșterea plantelor terestre, o scădere a ratei de creștere a fitoplanctonului etc.

Fără stratul de ozon, viața pe planetă ar fi imposibilă. Între timp, poluarea atmosferică din diferite emisii industriale duce la distrugerea stratului de ozon. Cele mai periculoase substanțe pentru ozon sunt freonii (sunt folosiți ca agenți frigorifici în mașinile frigorifice, precum și umpluturi pentru cutiile de deodorant) și combustibilul rezidual pentru rachete.

Comunitatea mondială este foarte îngrijorată de formarea unei găuri în stratul de ozon la polii planetei noastre și, prin urmare, în 1987, a fost adoptat Protocolul de la Montreal privind substanțele care epuizează stratul de ozon, care limita utilizarea substanțelor nocive pentru stratul de ozon.

Proprietățile fizice ale substanțelor formate de elementul Sulf

Atomii de sulf, precum și oxigenul, pot forma diverse modificări alotropice ( S∞; S 12; S 8; S6; S 2 si altii). La temperatura camerei, sulful este sub formăα -sulf (sau sulf rombic), care este cristale galbene, casante, inodore, insolubile în apă. La temperaturi peste +96 °C are loc o tranziție lentăα-sulf la β -sulf (sau sulf monoclinic), care este aproape plăci albe. Dacă sulful topit este turnat în apă, sulful lichid se răcește și se formează sulf plastic asemănător cauciucului galben-maro, care mai târziu se transformă din nou în sulf. Sulful fierbe la o temperatură de +445 ° C, formând vapori maro închis.

Toate modificările de sulf sunt insolubile în apă, dar se dizolvă destul de bine în disulfură de carbon(CS 2) și alți solvenți nepolari.

Aplicarea sulfului

Produsul principal al industriei sulfului este acidul sulfat. Producția sa reprezintă aproximativ 60% din sulful care este extras. În industria gumei, sulful este folosit pentru a transforma cauciucul în cauciuc de înaltă calitate, adică pentru a vulcaniza cauciucul. Sulful este cea mai importantă componentă a oricăror amestecuri pirotehnice. De exemplu, capetele de chibrituri conțin aproximativ 5%, iar tartina de pe o cutie conține aproximativ 20% sulf în greutate. În agricultură, sulful este folosit pentru combaterea dăunătorilor din podgorii. În medicină, sulful este folosit la fabricarea diferitelor unguente pentru tratarea bolilor de piele.